SEMANA 2 UNION Y ENLACE QUIMICO Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar.

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1 SEMANA 2 UNION Y ENLACE QUIMICO Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar

2 ENLACE QUIMICO Es la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos en las moléculas y a los iones en los cristales. A los tipos de enlaces presentes en una substancia se deben las propiedades químicas y físicas de las sustancias. El enlace químico puede ser: El enlace químico puede ser:  Iónico  Covalente

3 REGLA DEL OCTETO “Los átomos interaccionan para modificar el número de electrones en sus niveles electrónicos externos en un intento de lograr una estructura electrónica similar a la de un gas noble”

4 La estructura de un gas noble consta de en el nivel mas externo, para todos los elementos excepto en el y el, en donde el nivel completo consiste en sólo. La estructura de un gas noble consta de ocho electrones en el nivel mas externo, para todos los elementos excepto en el hidrógeno y el helio, en donde el nivel completo consiste en sólo 2 electrones. Así los niveles electrónicos más externos de la mayoría de los átomos al combinarse tienden a ganar o perder electrones hasta que el de electrones es igual a. Así los niveles electrónicos más externos de la mayoría de los átomos al combinarse tienden a ganar o perder electrones hasta que el número total de electrones es igual a 8.

5 Los átomos alcanzan su estabilidad cuando tienen. Los átomos alcanzan su estabilidad cuando tienen ocho electrones en su último nivel. Para lograrlo pueden :  Perder electrones (metales)  Ganar electrones (no metales)  Compartir electrones

6 ENLACE IONICO En los enlaces iónicos los electrones de valencia de un se a un. Se origina así un ión positivo y uno negativo, los cuales se unen debido a una atracción electrostática. En los enlaces iónicos los electrones de valencia de un METAL se TRANSFIEREN a un NO METAL. Se origina así un ión positivo y uno negativo, los cuales se unen debido a una atracción electrostática. Na + Cl → Na + + Cl –

7 ENLACE IONICO

8 ENLACE COVALENTE Al par compartido de electrones de la molécula se le llama enlace covalente. Cuando dos o mas átomos comparten electrones forman una molécula. Durante la formación de un enlace covalente se puede imaginar a dos átomos que se acercan el uno a otro entrelazándose sus orbitales, de tal manera que no se pueden separar con facilidad. Ejemplo Cl 2, H 2 Ejemplo Cl 2, H 2

9 ENLACE COVALENTE

10 Enlaces Covalentes Múltiples Un es cuando se comparte un par de electrones. Cada átomo aporta un electrón. Un Enlace Sencillo es cuando se comparte un par de electrones. Cada átomo aporta un electrón. Ejemplo : HCl Ejemplo : HCl

11 En muchos compuestos covalentes los átomos comparten 2 o 3 pares de electrones para completar su octeto. Así entre 2 átomos se establece un doble enlace cuando se comparten dos pares de electrones. Cada átomo aporta 2 electrones. Ejemplo CH 2 =CH 2

12 Mientras que en un se comparten 3 pares de electrones. Cada átomo aporta 3 electrones. Mientras que en un triple enlace se comparten 3 pares de electrones. Cada átomo aporta 3 electrones. Ejemplo: N  N

13 Enlace Covalente coordinado: También llamado. Los átomos comparten un par de electrones, pero estos han sido aportados por un solo átomo. También llamado DATIVO. Los átomos comparten un par de electrones, pero estos han sido aportados por un solo átomo. Ejemplo : SO 3

14 Enlace Covalente Polar Se da cuando los pares de electrones se comparten de manera desigual entre átomos de elementos distintos. Ejemplo : HCl Ejemplo : HCl

15 Enlace covalente NO POLAR Se dan cuando los pares de electrones se comparten de manera equitativa entre dos átomos del mismo elemento. Se da en las moléculas diatómicas. Ejemplo : Cl 2

16 Enlace covalente PURO Enlace covalente “puro”, también es un enlace No polar donde, la diferencia de electronegatividad es 0.0 Enlace covalente “puro”, también es un enlace No polar donde, la diferencia de electronegatividad es 0.0.

17 ELECTRONEGATIVIDAD Capacidad de un átomo para atraer los electrones de un enlace. En un periodo de elementos, la electronegatividad aumenta con el número atómico. Dentro de un grupo, la electronegatividad disminuye a medida que el número atómico aumenta.

18 ELECTRONEGATIVIDAD Existe una escala de electronegatividad, uno de los usos es la predicción del tipo de enlace químico formado entre átomos.

19 Clasificación del enlace en base a la diferencia de electronegatividad  Busque el valor de la electronegatividad en su tabla periódica.  Se resta siempre la electronegatividad mayor de la menor, no importando el orden en que se encuentren los átomos en el compuesto.  Nunca debe multiplicar la electronegatividad por el número de veces que aparece el átomo en la fórmula.

20 LOS ENLACES QUÍMICOS

21 EJERCICIO : Calcular la diferencia de electronegatividad entre cada uno de los pares de átomos siguientes, e indique si es iónico, covalente polar o covalente no polar : a) Cl y Na d) SeS 2 g) HCl b) S y O e) SO 3 h) P 2 S 3 c) K 2 S f) P y Cl i) CS

22 PROPIEDADES GENERALES QUE PRESENTAN LOS COMPUESTOS IÓNICOS Y LOS COVALENTES

23 ESTRUCTURAS DE LEWIS Es la representación de un elemento o compuesto con sus electrones de valencia. El símbolo de cada elemento se utiliza para representar el núcleo y todos los electrones internos. Los electrones de valencia son luego representados como puntos alrededor del símbolo. Ejemplos: Cl o OoOo OoOo OoOo

24 Los electrones de valencia para los elementos representativos corresponden al número de grupo

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